الرئيسيةصور ديكورمكتبة الصورالتسجيلدخول

شاطر | 
 

 تصنيف العناصر(شرح وتحميل الباب الثانى - كيمياء ثانوية عامة )

استعرض الموضوع السابق استعرض الموضوع التالي اذهب الى الأسفل 
كاتب الموضوعرسالة
العلم نور.
.
avatar

mms :
  :
العلم : مصر
الجنسية : مصر
عدد المساهمات : 5915
نقاط : 14954
السٌّمعَة : 6
تاريخ التسجيل : 01/10/2009

مُساهمةموضوع: تصنيف العناصر(شرح وتحميل الباب الثانى - كيمياء ثانوية عامة )   السبت فبراير 20, 2010 2:49 am

تصنيف العناصر(شرح وتحميل الباب الثانى - كيمياء ثانوية عامة )

للتحميل

[ندعوك للتسجيل في المنتدى أو التعريف بنفسك لمعاينة هذا الرابط]

او

[ندعوك للتسجيل في المنتدى أو التعريف بنفسك لمعاينة هذا الرابط]


او

[ندعوك للتسجيل في المنتدى أو التعريف بنفسك لمعاينة هذا الرابط]





الجدول الدورى الطويل

العوامل أو الأسس التى ساهمت فى بناء الجدول الدورى الطويل :

أ- اكتشاف المستويات الحقيقية للطاقة وهى تحت مستويات الطاقة .

ب- التوصل إلى مبدأ البناء التصاعدى .



تعـريف الجدول الدورى الطويل

هو الجـــــــــــدول الذى رتبت فيه العناصر

بحيث يوافق ترتيبها مبدأ البناء التصاعدى وبحيث يزيد كل عنصر عن العنصر الذى يسبقه بإلكترون واحد .



ترتيب العناصر فى الجدول الدورى الطويل





وجد أن ترتيب المستويات الفرعية تبعا للزيادة فى

الطاقة يتفق تماما مع ترتيب العناصر فى الجدول الدورى الطويل كما يلى :

الدورة الأولى 1S

الدورة الثانية 2S < 2P

الدورة الثالثة 3S < 3P

الدورة الرابعة 4S < 3d < 4P

الدورة الخامسة 5S < 4d < 5P

الدورة السادسة 6S < 4f < 5d < 6P
يقسم الجدول إلى 4 مناطق رئيسية أو فئات :





S





تشغل المنطقة اليسى من الجدول وتحتوى على عناصر

تقع إلكتروناتها الخارجية فى المستوى الفرعى S . وهى مجموعتان لأن المستوى الفرعى S يتسع لإثنين من


الإلكترونات .

أ- عناصر المجموعة ( الأولى - A ) :

تحتوة على إلكترون واحد فى

المستوى الفرعى الخارجى S ولها التركيب الإلكترونى ns1 .


أمثلة : 1S2 2S2 : Li3

1S2 2S2 2P6 3S1 : Na11

ب- عناصر المجموعة ( الثانية – A ) :

تحتوى على إلكترونين

فى المستوى الفرعى الخارجى S ولها التركيب الإلكترونى ns2 .


أمثلة : 1S2 2S2 2P6 3S2 : Mg12

1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 4S2 : Ca20

- حيث n رقم مستوى الطاقة الأخير ورقم الدورة .

P

تشغل المنطقة اليمنى من الجدول وتحتوى على عناصر

تقع إلكتروناتها الخارجية فى المستوى الفرعى P .


- وهى ستة مجموعات رأسية لأن المستوى الفرعى P يتسع لـ 6 إلكترونات .



- وتبدأ هذه


المجموعات من المجوعة ( 3 – A ) وحتى المجموعة


( 7 – A ) ثم المجوعة الصفرية ولها التركيب الإلكترونى nP1-6 .


أمثلة : 1S2 2S2 P1 : B5

1S2 2S2 2P5 : F9

1S2 2S2 2P6 : Ne10





العناصر الممثلة

مستويات الطاقة فيها ممتلئة بالإلكترونات ما عدا مستوى الطاقة الأخير .


وتشمل عناصر الفئة S , P ماعد المجموعة الصفرية .



العناصر الخاملة ( النبيلة )

هى عناصر جميع مستويات الطاقة فيها ممتلئة بالإلكترونات .



- ويمكن القول بأن المستوى الرئيسى الخارجى


ممتلئ بثمانية إلكترونات والمستوى الفرعى P مكتمل بستة إلكترونات .


- الهيليوم ذرته تحتوى على مستوى رئيسى واحد K مكتمل بإلكترونين فقط 1S2 .

- ولذا فهى عناصر مستقرة تماما وتكون مركبات بغاية الصعوبة .



d

تشغل المنطقى الوسطى من الجدول وتحتوى على العناصر


التى تقع إلكتروناتها الخارجية فى المستوى الفرعى d .


- و


هى عشر صفوف رأسية لأن المستوى الفرعى d يتسع لعشرة إلكترونات


, سبعة ضمن المجموعات B وثلاثة لعناصر المجموعة الثامنة . وتقسم إلى ثلاث سلاسل .




أ) السلسلة الإنتقالية الأولى :

يتتابع فيها إمتلاء المستوى الفرعى 3d وتشمل العناصر من


السكانديوم Sc حتى الخارصين Zn وتقع فى الدورة الرابعة .


مثال : 1S2 2S2 2P6 3P6 4S2 3d6 : 26Fe





ب) السلسلة الإنتقالية الثانية :

يتتابع فيها إمتلاء المستوى الفرعى 4d وتشمل العاناصر


من الأتريوم Y حتى الكادميوم Cd وتقع فى الدورة الخامسة .


مثال : 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 3d10 4P6 5S2 4d1 : 39Y

جـ) السلسلة الإنتقالية الثالثة :

يتتابع فيها اتلاء المستوى الفرعى 5d وتشمل العناصر من


اللنثانيوم La حتى الزئبق Hg وتقع فى الدورة السادسة .


مثال : 79Au

1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 4S2 3d10 4P6 5S2 4d10 5P6
6S2 4f14 5d9

العناصر الإنتقالية الرئيسية

عناصر جميع مستويات الطاقة فيها مكتملة ماعدا المستويين الأخيرين .



- وهى عناصر الفئة d التى يتتابع فيها إمتلاء المستوى الفرعى d .

ملحوظة :

إلكترونات التكافؤ لجميع



العناصر الإنتقالية تشمل إلكترونات الـS, d وهما متساويان تقريبا فى الطاقة .


علل : عنصر اللنثانيوم 57La من المفترض أن يكون توزيعه الإلكترونى :

[Xe]54 6S2 4f1 إلا أنه تم وضعه فى الجدول مع العناصر الإنتقالية الرئيسية .

f

يتتابع فيها إمتلاء المستوى الفرعى f الذى يستوعب 14 إلكترون وتتكون من سلسلتين .





1- سلسلة اللنثانيدات :

- يتتابع فيها إمتلاء المستوى الفرعى 4f لذا فهى تتكون من 14 عنصر , وعناصرها تلى اللنثانيوم وتبدأ بالسيريوم 58Ce .

- مستوى التكافؤ الخارجى لهذه العناصر هو 6S2 ولذا فهى عناصر شديدة التشابه

بحيث يصعب

فصلها عن

بعضها ولذا سميت بالعناصر الأرضية النادرة .


2- سلسلة الأكتنيدات :

- يتتابع فيها إتلاء المستوى الفرعى 5f .

- تتكون من 14 عنصر وجميعها عناصر مشعة وأنويتها غير مستقرة



. وهى تلى عنصر الأكتنيوم وتبدأ بعنصر الثوريوم 90Th .


- وغالبا تفصل تحت الجدول لكى لا يكون طويلا جدا

وهذا يؤكد إمكانية فصل عناصر الجدول إلى فئات .

العناصر الإنتقالية الداخلية





هى عناصى جميع مستويات الطاقة فيها مكتملة ما عدا


المستويات الرئيسية الثلاثة الأخيرة وهى عناصر الفئة f .


وتنقسم إلى نوعين هما :

أ- اللانثانيدات : عناصر أرضية نادرة وهى عناصر 4f .

ب- الأكتنيدات : عناصر مشعة وهى عناصر 5f .







س : علل لما يأتى




1- تكون عناصر الفئة d ثلاثة صفوف أفقية وعشرة صفوف رأسية فى الجدول الدورى .



...............................

2- تتشابه عناصر اللنثانيدات تشابها كبيرا فى خواصها الكيميائية .

.................................................................

س : صوب ما تحته خط فى العبارات لآتية


1- الأرجون يعتبر عنصر ممثل لإكتمال المستوى الخارجى له بالإلكترونات .

2- الأكتنيدات عناصر يتم فيها شغل المستوى الفرعى 4f .

3- عناصر الفئة P تشغل 8 مجموعات رأسية .

س : اذكر الإصطلاح العلمى الذى تدل عليه العبارات الآتية




1- عناصر جميع مستوياتها الأساسية مكتملة ماعدا المستوى الرئيسى الأخير .

2- عناصر جميع مستوياتها الرئيسية مكتملة ماعدا المستويين الأخيرين .

3- عناصر تكتمل فيها المستويات الرئيسية ماعدا المستويات الرئيسية الثلاثة الأخيرة .

4- عناصر يتتابع فيها إمتلاء المستوى الفرعى d بالإلكترونات .

5- عناصر يتتابع فيها إمتلاء المستوى الفرعى f بالإلكترونات .

6- عناصر يتتابع فيها إمتلاء المستوى الفرعى 4f بالإلكترونات .

7- عناصر يتابع فيها إمتلاء المستوى الفرعى 5f بالإلكترونات .

8- عناصر مستواها الرئيسى الخارجى مكتمل بثمانية إلكترونات والمستوى الفرعى الأخير مكتمل بستة إلكترونات .

9- المستويات الحقيقية للطاقة فى الذرة .

10- ترتيب تصاعدى للعناصر حسب أعدادها الذرية يتفق مع مبدأ البناء التصاعدى .

11- مجموعة من العناصر تشغل المنطقة اليمنى من الجدول وتقع إلكتروناتها الخارجية فى المستوى الفرعى ( P ) .



س : قارن بين كلا من




أ) اللانثانيدات والأكتنيدات ث.ع 1995

ب) العناصر المثالية والعناصر الإنتقالية الرئيسية .

ج) العناصر المممثلة والعناصر النبيلة .

د) عناصر الفئات S , P , d

هـ) العناصر الإنتقالية الرئيسية والعناصر الإنتقالية الداخلية .

س : ما المقصود بكل من :

العناصر الممثلة – العانصر النبيلة – العناصر الإنتقالية الرئيسية – السلسلة الإنتقالية الأولى – العناصر الإنتقالية الداخلية – سلسلة اللانثنيدات .





وصف الجدول

الدورى
وصف الجدول الدورى الطويل


- يتكون من 18 مجموعة رأسية وسبع دورات أفقية .

- ترتب فيه العناصر ترتيبا تصاعديا حسب الزيادة فى العدد الذرى فيزيد كل عنصر عن العنصر الذى يسبقه بإلكترون واحد .

- تبدأ كل دورة بملء مستوى طاقة جديد بإلكترون واحد .

- يتتابع ملء المستويات الفرعية التى تقع فى نفس الدورة إلى أن نصل إلى العنصر الأخير وهو الغاز الخامل .

- عناصر المجموعة الرئيسية الواحدة تتشابه فى التركيب الإلكترونى لمستوى الطاقة الأخير فيما عدا عدد الكم الأساسى (n) .





أمثلة




اكتب التوزيع الإلكترونى لذرات العناصر الآتية :

11Na , 17Cl , 26Fe , 18Ar , 28Ce , 90Th

ثم استنتج : أ- نوع وفئة كل عنصر .

ب- موقع كل عنصر فى الجدول ( رقم المجموعة - رقم الدورة )

الحل

11Na : 1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s1

وتكتب اختصارا : 11Na : 10 [ Ne ] , 3s1

- عنصر مثالى من عناصر الفئة S .

- المجموعة ( 1-A ) الدورة الثالثة .



17Cl : 10[ Ne ] , 3s2 , 3p5





- عنصر مثالى من عناصر الفئة p .

- المجموعة 7 – A الدورة الثالثة .





26 Fe : 18 [ Ar ] , 4s2 , 3d6

- عنصر إنتقالى رئيسى من الفئة d .

- السلسلة الإنتقالية الأولى , المجموعةالثامنة , الدورة الرابعة .



18 Ar : 10 Ne , 3s2 , 3p6

- عنصر نبيل من عناصر الفئة p .

- المجموعةالصفرية , الدورةالثالثة .



58Ce : 54Xe , 6s2 , 4f1 , 5d1





- عنصر إنتقالى داخلى من الفئة f .

- سلسلة اللانثنيدات الدورة السادسة .



90 TH : 86Rn , 7s2 , 5f1 , 6d1

- عنصر إنتقالى داخلى من عناصر الفئة f .

- سلسة الأكتنيدات الدورة السابعة .







العلاقة بين التركيب الإلكترونى للعناصر وتدرج الخواص :

- توجد علاقة بين التركيب الإلكترنى للعناصر وتدرج خواصها الفيزيائية والكيميائية فى الدورات الأفقية والمجموعات الرأسية .

- وبدراسة هذه العلاقة يمكننا التعرف على الكثير من صفات العنصر بمجرد معرفة موقعه فى الجدول حتى بدون معرفة مسبقة بخواصه .











عناصر الفئتين S,P







لا يمكن قياس نصف قطر الذرة فيزيائيا لعدم إمكانية تحديد موقع الإلكترون حول النواة .

- لذلك يكون من الخطأ تعريف نصف قطر الذرة بأنه المسافة بين النواة إلى أبعد إلكترون .

تعريف نصف قطر الذرة

يعرف بأنه نصف المسافة بين مركزى ذرتين متماثلتين فى جزئ ثنائى الذرة .



طول الرابطة

تسمى المسافة بين نواتى ذرتين متحدتين بطول الرابطة .

- إذا كانت الذرتان متماثلتين يكون نصف طول هذه الرابطة هو نصف القطر التساهمى . ويقاس طول الرابطة بعدة طرق مثل الأشعة السينية أو حيود الإلكتورنات.



مثال إذا كان طول الرابطة فى جزئ الكلور (Cl- Cl ) تساوى 1,98 أنجستروم وطول الرابطة بين ذرتى الكربون وذرة الكلور (C – Cl ) 1,76 أنجستروم . احسب

نصف قطر ذرة الكربـــــــــــــــون .


1,98
2

طول الرابطة
2
الحل


نصف قطر ذرة الكلور = = = 99 ,. أنجستروم

نصف قطر ذرة الكربون =

طول الرابطة بين الكلور والكربون – نصف قطر ذرة الكلور

= 1.76 - 99 , . = 77 , . أنجستروم

- تتكون البلورات الأيونية من أيونات موجبة وأيونات يالبة مثل بلورة كلوريد الصوديوم .

نصف القطر الأيونى

تتكون البلورات الأيونية من ايونات موجبة وأيونات سالبة مثل بلورات NaCl .
طول الرابطة = مجموع نصفى القطرين للأيونين .




- ويسمى نصف القطر فى هذه الحالة بنصف القطر الأيونى

- وهو يعتمد على عدد الإلكترونات المكتسبة والمفقودة .







تدرج أنصاف الأقطار فى الجدول


فى الدورات الأفقية

تقل قيم أنصاف أقطار الذرات كلما إتجهنا ناحية اليمين فى الجدول ويرجع ذلك لزيادة شحنة النواة الموجبة تدريجيا .

- وبزيادة شحنة النواة الموجبة تدريجيا يزداد جذب إلكترونات التكافؤ مما يؤدى إلى تقلص نصف قطر الذرة .

- أى أن أكبر الذرات حجما فى الدورة الواحدة ذرات عناصر المجموعة الأولى وأصغرها حجما ذرات عناصر المجموعة السابعة ( الهالوجينات ).

فى المجموعات الرأسية

يزداد نصف القطر الذرى كلما اتجهنا رأسيا إلى أسفل فى نفس المجموعة أى بزيادة العدد الذرى .

ويرجع ذلك للأسباب التالية :

1- زيادة عدد مستويات الطاقة قى الذرة .

2- مستويات الطاقة الممتلئة تعمل على حجب تأثير امواة على الإلكترونات الخارجية.

3- زيادة التنافر بين الإلكترونات وبعضها .

- عند الإنتقال من دورة إلى التى تليها تحدث زيادة فى نصف القطر .

- وعند الإنتقال من مجموعة إلى التى تليها يحدث نقص فى نصف القطر

- يلاحظ أن هذه الزيادة فى نصف القطرعند الإنتقال من دورة إلى دورة تفوق النقص فى نصف القطر عند الإنتقال من مجموعة إلى مجموعــة .

- ويرجع ذلك إلى أن تأثير زيادة غلاف إلكترونى جديد على نصف القطر يفوق زيادة شحنة موجبة واحدة .

تفسير التغير فى أنصاف أقطار الأيونات عن أنصاف أقطار الذرات فى الصوديوم والحديد والكلور .

- فى حالة الفلزات مثل الصوديوم يقل نصف قطر الأيون الموجب عن نصف قطر الذرة وذلك لزيادة الشحنة الموجبة فى حالة الأيون .

- فى الحديد يقل نصف قطر الأيون Fe+3 عن Fe+2 لزيادة الشحنة الموجبة .



- فى حالة اللافلزات مثل الكلور يزداد نصف قطر الأيون السالب عن نصف قطر الذرة لزيادة عدد الإلكترونات عن عدد البروتونات .









س : صوب ما تحته خط فى العبارات الآتية




1- نصف قطر ذرة الكلور أكبر من نصف قطر ذرة الصوديوم .

2- نصف قطر أيون الكبريتيد أصغر من نصف قطر ذرة الكبريت .

3- نصف قطر ذرة البوتاسيوم أصغر من نصف قطر ذرة الليثيوم .

س : اذكر الإصطلاح العلمى الذى تدل عليه العبارات الآتية




1- نصف المسافة بين مركزى ذرتين متماثلتين فى جزئ ثنائى الذرة . ث.ع2004

2- المسافة بين نواتى ذرتين متحدتين .

3- مجموع نصف القطرين للأيونين .

س : علل لما يأتى




1- زيادة أنصاف أقطار الذرات عند الإنتقال من دورة إلى التى تليها .

..........................................................

2- نقص أنصاف أقطار الذرات عند الإنتقال من مجموعة إلى التى تليها .

[size=12





3- الزيادة فى نصف القطر عند الإنتقال من دورة إلى دورة تفوق النقص فى نصف القطر عند الإنتقال من مجموعة إلى مجموعة .

.................................................................

4- لا يمكن قياس نصف قطر الذرة تجريببيا .

................................................................

5- نصف قطر أيون الصوديوم Na+ أصغر من نصف قطر ذرته المتعادلة .

.................................................................................

6- نصف قطر أيون الكلوريد السالب Cl- أكبر من نصف قطر ذرته المتعادلة .

...........................................................................

س : اكتب الحرف الأبجدى للإختيار المناسب :



1- عند إتحاد ذرة فلز مع ذرة لافلز لتكوين مركب فإن طول الرابطة يساوى :

أ) مجموع نصفى قطرى الذرتين . ب) ضعف نصف قطر ذرة الفلز .

ج) مجموع نصفى قطرى الأيونين . د) ضعف نصف قطر ذرة اللافلز .



2- أكبر الذرات حجما فى الدورة الواحدة هى ذرات عناصر :

أ) المجموعة الولى A ب) المجموعة الأولى B

ج) الهالوجينات د ) المجموعة 18



3- أكبر عناصر الدورة الثالة من حيث الحجم الذرى هو :

أ) الكلور ب) الفوسفور

ج) الألومنيوم د) الصوديوم









1- إذا كان طول الرابطة فى جزئ اليود I2 2,66 أنجستروم وطول الرابطة فى جزئ الهيدروجين H2 6,. أنجستروم . احسب طول الرابطة فى جزئ يوديد الهيدروجين .

..........................................................................................................

2- طول الرابطة فى جزئ الهيدروجين 6,0 أنجستروم وطول الرابطة فى جزئ يوديد الهيدروجين 63,1أنجستروم . ما طول الرابطة فى جزئ االيود . ث.ع 1992

..........................................................................................................

3- احسب طول الرابطة فى جزئ الفلور علما بأن طول الرابطـة فى جزئ فلوريــــــد الهيدروجين 94,0أنجستروم وطول الرابطـــة فى جزئ الهيدروجين 6,0أنجستروم .

......................................................................................... ث.ع 2002

..........................................................................................................

4- إذا علمت أن نصف قطر أيونى Mg++ و Cr++ يساوى 72,0 و84,0أنجستروم

على الترتيب وان طول الرابطة الأيونية فى جزئ أكسيد الماغنسيوم يساوى 12,2 أنجستروم :

أ ) احسب طول الرابطة الأيونية فى جزئ أكسيد الكروم .

ب) أيهما أكثر طولا الرابطة فى جزئ CrO أم Cr2O3 ؟ مع بيان السبب .

..........................................................................................................

5- إذا كان طول الرابطة فى جزئ النشادر NH3 يساوى 1 أنجستروم وفى جزئ الهيدروجين 6,0 أنجستروم وفى جزئ الماء H2O يساوى 96,0 أنجستروم فكم يكون طول الرابطة فى جزئ أكسيد النيتريك NO ؟

..........................................................................................................


يتبع





E G Y P T






عدل سابقا من قبل Be good في السبت فبراير 20, 2010 5:24 am عدل 3 مرات
الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
http://fonaam.ahlamontada.com
العلم نور.
.
avatar

mms :
  :
العلم : مصر
الجنسية : مصر
عدد المساهمات : 5915
نقاط : 14954
السٌّمعَة : 6
تاريخ التسجيل : 01/10/2009

مُساهمةموضوع: رد: تصنيف العناصر(شرح وتحميل الباب الثانى - كيمياء ثانوية عامة )   السبت فبراير 20, 2010 2:59 am





( طاقـة التأيــن )



إذا إكتسبت الذرة كمية من الطاقة فإن الإلكترونات تثار إلى مستويات أعلى .

- وإذا كانت كمية الطاقة كبيرة نسبيا فإنها تطرد أضعف الإلكترونات إرتباطا بالذرة وتصبح الذرة أيونا موجبا .

تعريف جهد التأين :

هو مقدار الطاقة اللازمة لإزالة أو فصل أقل الإلكترونات إرتباطا بالذرة المفردة وهى فى الحالة الغازية .



- ويعين جهد التأين من القياسات الطيفية . وحيث انه من الممكن إزالة إلكترون أو إثنين أو ثلاث فهناك جهد التأين الأول والثانى والثالث ................ إلخ .

- جهد التأين الأول : يتم نتيجة تكوين أيون يحمل شحنة موجبة واحدة .

M → M+ + e-

- جهد التأين الثانى : يتم نتيجة تكوين أيون يحمل شحنتين موجبتين .

M+ → M2+ + e-

دورية جهد التأين فى الدورات والمجموعات


فى الدورات الأفقية

تزداد قيم جهد التأين كلما إتجهنا ناحية اليمين أى كلما قل نصف القطر . وذلك لقرب إلكترونات التكافؤ من النواة فتحتاج إلى طاقة كبيرة لفصلها عن الذرة .

- أى أن جهد التأين يتناسب عكسيا مع نصف قطر الذرة .





فى المجموعات الرأسية

يقل جهد التأين رأسيا فى المجموعـة الواحـدة بزيادة العدد الذرى . وذلك لأنه بزيـــادة عـدد الأغلفـــــة يزداد نصف القطـــر ويزداد حجب شحنــــــة النواة فيقل تأثيرها علـى الإلكترون .

- يلاحظ أن جهد التأيـــــن الأول للغازات النبيلة فى المجموعة الصفريــــة مرتفع جدا وذلك إستقرار نظامها الإلكترونى إذ يصعب إزالة إلكترون من مستوى طاقة مكتمل .



- يزداد جهد التأين الثانى عن جهد التأين الأول وذلك لزيادة شحنة النواة .

- ويزداد جهد التأين الثالث زيادة كبيرة جدا إذ يتسبب ذلك فى كسر مستوى طاقــــــة مكتمل فى بعض العناصر .



مثال : جهود التأين فى الماغنسيوم

Mg → Mg+ + e- ∆H = +737 Kg/mole

Mg+ → Mg2+ + e- ∆H = +1450 Kg/mole

Mg2+ → Mg3+ + e- ∆H = +7730 Kg/mole

س : إذكر الإصطلاح العلمى الذى تدل عليه العبارات الآتية


1- الطاقة اللازمة لفصل أو إزالة أقل الإلكترونات ارتباطا بالذرة المفردة فى الحالة الغازية .

2- كمية الطاقة اللازمة لفصل إلكترون واحد من الذرة .

3- كمية الطاقة اللازمة لفصل الإلكترون الثانى من الذرة .

س : تخير الإجابة الصحيحة من بين الأقواس




1- جهد تأين السيزيوم ( أقل من – أكبر من – يساوى ) جهد تأين البوتاسيوم .

2- بزيادة العدد الذرى فى الدورة ( يقل – يزداد ) جهد تأين العنصر .





3- الذرة التى لها أكبر جهد تأين فى الدورة الواحدة هى ذرة ( الفلز القلوى – الهالوجين – الغاز النبيل ) .

4- تزداد قيمة جهد التأين فى الدورات الأفقية كلما ( يقل نصف قطر الذرة – يزداد نصف قطر الذرة ) .

س : ضع علامة ( √ ) أو ( Χ ) أمام العبارة المناسبة




1- جهد تأين الصوديوم أقل من جهد تأين السيزيوم .

2- جهد تأين الأرجون أكبر من جهد تأين الكلور .

3- جهد التأين الثالث للكالسيوم يصعب الحصول عليه بالتفاعلات الكيميائية .

4- جهد التأين للعناصر النبيلة صغير جدا .

5- العنصر الذى عدده الذرى 37 جهد تأينه أقل من العنصر الذى عدده الذرى 19 .

س : قارن بين كلا من




جهد التأين الأول وجهد التأين الثانى .

س : علل لما يأتى




1- طاقة التأين الأول للغازات النبيلة فى المجموعات الصفرية مرتفعة جدا. 1996

....................................................................................................................................................................................................................

2- جهد تأين اللكلور 17Cl أعلى من جهد التأين للصوديوم 11Na . ث . ع 2005

....................................................................................................................................................................................................................

3- يزداد جهد التأين فى الدورات ويقل فى المجموعات بزيادة العدد الذرى .

....................................................................................................................................................................................................................



4- جهد التأين الثانى أكبر من جهد التأين الأول للذرة الواحدة .

....................................................................................................................................................................................................................

5- يزداد جهد تأين عناصر المجموعتين الثانيــــــــة والخامسة زيادة كبيرة عن باقى عناصر المجموعات الأخرى .

....................................................................................................................................................................................................................

6- عنصر X عدده الذرى 13 يكون له ثلاث جهود تأين فقط .

....................................................................................................................................................................................................................



س : رتب العناصر الآتية تصاعيا حسب نصف القطر مع ذكر السبب :
12Mg 13Al 20Ca












( الميل الإلكترونى )

هو مقدار الطاقة المنطلقة عندما تكتسب الذرة المفردة الغازية إلكترونا .


- ويمكن توضيح ذلك بالمعادلة :

X + e- → X- + energy أى أن قيمة ∆H سالبة .





تدرج الميل الإلكترونى فى الجدول الدورى






فى المجموعات

يقل الميل الإلكترونى بزيادة العدد الذرى وذلك بسبب زيادة الحجم الذرى وبعد غلاف التكافؤ عن شحنة النواة .



فــى الدورات

يزداد الميل الإلكترونى بصفة عامة بزيادة العدد الذرى ويرجع ذلك إلى صغر الحجم الذرى تدريجيا مما يسهل على النواة جذب الإلكترون الجديد .

- وتكــــون قيم الميل الإلكترونــــى كبيرة عندما يعمل الإلكترون المكتسب علــى ملء مستوى طاقـــــة فرعى أو جعـله نصف ممتلئ لأنه يساعد على إستقرار الذرة , وذلك يؤدى إلى عدم إنتظام الميل الإلكترونى فى الدورات .

ملاحظات

- الميل الإلكترونى للبريليوم 4B ( فى الدورة الثانية ) لا يتفق مع التدرج ويرجع ذلك لإمتلاء مستوياته الفرعية 1S2 , 2S2 فتكون الذرة مستقرة .

- الميل الإلكترونى للنتروجين 7N لا يتفق مع التدرج لأن ذرة النتروجين تشتمل على المستوى الفرعى 2P الذى يصبح نصف ممتلئ فيكسب الذرة استقرارا .

- وكذلك الميل الإلكترونى لذرة النيون 10Ne لأن جميع مستوياته الفرعية ممتلئة وهذا يعطى إستقرارا للذرة .

- وعلى صعيد المجموعات نجد أن الميل الإلكترونى للفلور -332 كيلو جول / مول أقل من الميل الإلكترونى للكلور – 349 كيلو جول / مول رغم أن ذرة الفلور أصغر من ذرة الكلور وكان المتوقع أن يكون ميلها الإلكرتونى أكبر .

وتعليل ذلك : أنه نظرا لصغر ذرة الفلور فإن الإلكترون الجديد يتأثر بقوة تنافر قوية مع الإلكترونات التسعة الموجودة أصلا حول النواة .





س : علل لما يأتى


1- عدم إنتظام الميل الإلكترونى فى الدورات الأفقية .

....................................................................................................................................................................................................................



2- الميل الإلكترونى للكلور أكبر من الميل الإلكترونى للفلور رغم أن ذرة الفلور أصغر من ذرة الكلور .

....................................................................................................................................................................................................................

3- يشذ الميل الإلكترونى لكل من البريليوم والنتروجين والنيون عن باقى عناصر الدورة .

....................................................................................................................................................................................................................

4- يقل الميل الإلكترونى فى المجموعات بزيادة العدد الذرى .

....................................................................................................................................................................................................................

5- يزداد الميل الإلكترونى بصفة عامة فى الدورات بزيادة العدد الذرى .

....................................................................................................................................................................................................................

6- كمية الطاقة المنطلقة عند تحول C إلى C- أكبر من تلك المنطلقة عند تحول N إلى N- .

....................................................................................................................................................................................................................

7- الميل الإلكترونى لذرة الكبريت S أكبر من الميل الإلكترونى لأيون الكريتيد S-- .

....................................................................................................................................................................................................................



س : اكتب الحرف الأبجدى للإختيار المناسب :




1 ) تعبر المعادلة : طاقة + X + e- → X -

أ ) مفهوم الميل الإلكترونى ب ) مفهوم جهد التأين الأول

ج) عملية كيميائية قيمة ∆H لها بإشارة موجبة


س : رتب العناصر الآتية تصاعديا حسب الميل الإلكترونى مع ذكر السبب :
17Cl 53I 9F 35Br
















تعتبر السالبية الكهربية متوسط الميل الإلكترونى وجهد التأين للذرة .

- وعندما تشترك ذرتين مختلفتين فى رابطة كيميائية واحدة فإن قدرة كل منهما على جذب إلكترونى الرابطة تكون مختلفة . لذلك تعرف السالبية الكهربية بأنها :

تعريف السالبية الكهربية

هى قدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة الكيميائية .


الفرق بين السالبية الكهربية والميل الإلكترونى :

- الميل الإلكترونى : مصطلح يشير إلى الذرة فى حالتها المفردة .



- السالبية الكهربية : تشير إلى الذرة المرتبطة مع غيرها .

تدرج السالبية الكهربية فى الجدول الدورى


فى الدورات

تزداد السالبية الكهربية بزيادة العدد الذرى ونقص نصف قطر الذرة .

فى المجموعات

تقل السالبية الكهربية بزيادة العدد الذرى .

- يعتبر الفلور أكثر العناصر المعروفة فى السالبية الكهربية .

س : قارن بين كلا من


الميل الإلكترونى والسالبية الكهربية .

....................................................................................................................................................................................................................

س : علل لما يأتى




س : يعتبر الفلور أكثر العناصر المعروفة فى السالبية الكهربية .

....................................................................................................................................................................................................................



س : ليس لعناصر المجموعة 18 قيم تعبر عن سالبيتها الكهربية .

....................................................................................................................................................................................................................
س : رتب العناصر الآتية تصاعديا حسب السالبية الكهربية مع ذكر السبب :
7N 12Mg 9F 4Be














يمكن تقسيم العناصر من حيث الصفة الفلزية واللافلزية إلى فلزات ولافلزات وأشباه فلزات .



الفلزات
مجموعة من العناصر التى يمتلئ غلاف تكتفؤها بأقل من نصف سعته .


خواصها

1- تفقد إلكترونات غلاف التكافؤ لتصل إلى تركيب الغاز الخامل وتصبح أيونات موجبة لذا توصف بأنها عناصر كهروموجبة .

2- يرجع توصيلها للكهرباء إلى سهولة إنتقال الإلكترونات التكافؤ القليلة من مكان ما فى الفلز إلى مكان آخر .

3- تتميز بكبر نصف قطر ذراتها مما يؤدى إلى صغر جهد تأينها وكذلك صغر قيمة الميل الإلكترونى .

اللافلزات
مجموعة من العناصر التى يمتلئ غلاف تكافؤها بأكثر من نصف سعته .


1- تكتسب عددا قليلا من الإلكترونات لتصل إلى تركيب الغاز الخامل وتصبح أيونات

سالبة , لذا توصف بانها عناصر كهروسالبة .

2- يعزى عدم توصيلها للكهرباء إلى شدة إرتباط إلكترونات تكافؤها بالنواة لقربها منها حيث أن أصاف أقطار ذرات اللافلزات صغيرة لذا يصعب إنتقال هذه الإلكترونات.

3- يؤدى صغر أنصاف أقطارها إلى كبر قيمتى جهد تاينها وميلها الإلكترونى .

أشباه الفلزات
هى العناصر التى يكون غلاف تكافؤها نصف ممتلئ تقريبا .


1- هذه العناصر لها مظهر الفلزات ومعظم خواص اللافلزات .

2- سالبيتها الكهربية متوسطة بين الفلزات واللافلزات وتوصيلها الكهربى أقل من الفلزات وأكبر من كثيرا من اللافلزات .

3- ولهاإستخدامات مهمة وتسمىأشباه الموصلات وتستخدم فى الأجهزة الإلكترونية كالترانزستور .





تدرج الخواص الفلزية واللافلزية فى الجدول






فى الدورات الأفقية

تقل الخاصية الفلزية من البسار إلى اليمين فالمجموعة الأولى تحتوى على أقوى الفلزات . وهى تقل بالتدريج حتى نصل إلى أشباه الفلزات , ثم تبدأ الخاصية اللافلزية تزداد إلى أن تنتهى بالمجموعة السابعى التى تحتوى على أقوى اللافلزات .



فى المجموعات الرأسية

تزداد الخاصية الفلزية بزيادة العدد الذرى كلما إتجهنا إلى أسفل فى المجموعات .

- نستنتج من ذلك أن أقوى الفلزات تقع فى أسفل يسار الجدول , فالسيزيوم يعتبر

أقوى العناصر من الناحية الفلزية .

- وتقع أقوى اللافلزات فى أعلى يمين الجدول فالفلور يعتبر أكثر العناصر اللافلزية نشاطا .

س : ضع علامة ( √ ) أو ( Χ ) أمام العبرة المناسبة




1- أقوى الفلزات يقع أعلى يسار الجدول .

2- أقوى اللافلزات يقع أسفل يمين الجدول .

3- توصف الفلزات بأنها عناصر كهروموجبة واللافلزات عناصر كهروسالبة .



4- تتميز الفلزات بكبر أنصاف أقطار ذراتها مما يؤدى إلى صغر جهود تأينها .

5- يؤدى كبر أنصاف أقطار ذرات اللافلزات إلى كبر قيمتى جهد التأين والميل الإلكترونى .

6- المجموعة السابعة تحتوى على أقوى الفلزات .

س : إذكر الإصطلاح العلمى الذى تدل عليه العبارات الآتية






1- عناصر يمتلئ غلاف تكافؤها بأقل من نصف سعته بالإلكترونات .

2- عناصر يمتلئ غلاف تكافؤها بأكثر من نصف سعته بالإلكترونات . ث.ع 2006

3- عناصر يكون غلاف تكافؤها نصف ممتلئ تقريبا .

4- عناصر سالبيتها الكهربية متوسطة بين الفزات واللافلزات .

س : علل لما يأتى




1- توصف الفلزات بأنها عناصر كهروموجبة واللافلزات بأنها عناصر كهروسالبة .

...................................................................................................................................................................................................................

2- الفلزات جيدة التوصيل للكهرباء بينما اللافلزات رديئة التوصيل .

....................................................................................................................................................................................................................

3- صغر جهد التأين والميل الإلكترونى للفلزات .

....................................................................................................................................................................................................................

4- يعتبر السيزيوم أقوى العناصر من الناحية الفلزية والفلور أكثر العناصر اللافلزية نشاطا .

...................................................................................................................................................................................................................

س : اكتب الحرف الأبجدى للإختيار المناسب




1 ) كل العناصر الآتية من أشباه الفلزات ما عدا :

أ ) الجاليوم Ga ب ) السيليكون Si ج) الجرمانيوم Ge د ) الأنتيمون Sb



2 ) تقع أقوى اللافلزات فى :

أ ) الدورة الرابعة ب) المجموعات B

ج) المجموعة 7A د) المجموعة الصفرية






E G Y P T




الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
http://fonaam.ahlamontada.com
العلم نور.
.
avatar

mms :
  :
العلم : مصر
الجنسية : مصر
عدد المساهمات : 5915
نقاط : 14954
السٌّمعَة : 6
تاريخ التسجيل : 01/10/2009

مُساهمةموضوع: رد: تصنيف العناصر(شرح وتحميل الباب الثانى - كيمياء ثانوية عامة )   السبت فبراير 20, 2010 3:20 am

الخاصية القاعدية واالحامضية


حيث تنقسم أكاسيد العناصر الفزية وأكاسيد العناصر اللافلزية وأكاسيد أشباه الفلزات إلى :

الأكاسيد الحامضية

تسمى أكاسيد اللافلزات بالأكاسيد الحامضية لأنه عند ذوبانها فى الماء تعطى أحماض

مثال ذلك :

CO2 + H2O → H2CO3
SO2 + H2O → H2SO3
SO3 + H2O → H2SO4
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4


- وهى تتفاعل مع القلويات منتجة ملح وماء .
CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O


الأكاسيد القاعدية
هى أكاسيد الفلزات وبعضها يذوب فى الماء والبعض الآخر لايذوب .


- وتسمى الأكاسيد القاعدية التى تذوب فى الماء بالأكاسيد القلوية لأنها تكون قلويات مثال ذلك :
Na2O + H2O → 2NaOH
K2O + H2O → 2KOH


- وهى تتفاعل مع الأحماض مكونة ملح وماء
Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O
MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O


أكاسيد مترددة

تتفاعل كأكاسيد قاعدية مرة وكأكاسيد حامضية مرة أخرى .


- ويتوقف ذلك حسب ظروف التفاعل فأكسيد الألومنيوم يتفاعل مع كل من حمض الهيدروكلوريك أو هيدروكسيد الصوديوم وينتج فى كلا الحالتين ملح وماء .
Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O
Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O


ميتاألومينات صوديوم

- ومن أمثلة هذه الأكاسيد : أكسيد الزنك أو الخاصين ZnO

وأكسيد الأنتيمون Sb2O3 وأكسيد القصدير SnO .

تدرج الخاصية الحامضية والقاعدية فى الجدول






فى الدورات الأفقية

كلما زاد العدد الذرى تقل الصفة القاعدية للأكسيد بينما تزداد الصفة الحامضية .

فى المجموعات الرأسية

كما فى المجموعة الأولى بزيادة العدد الذرى تزداد الصفة القاعدية وذلك لزيادة حجم ذرة العنصر مع بقاء الشحنة ثابتة.



- الخاصية الحامضية فى ا لمركبات الهيدروجينية لعناصر المجموعة السابعة :

تزيد بزيادة العدد الذرى وذلك لأنه بزيادة نصف القطر يقل جذب ذرة الهيدروجين فيسهل تأينها .

- واما الصفة الحامضية فإنها تقل بزيادة العدد الذرى .

و يمكن اعتبار الأحماض والقواعد مركبات هيدروكسيلية يمكن تمثيلها بالصيغة العامة MOH ( حيث M تمثل ذرة العنصر ) .

- وبالتالى يمكن تأينها بإحدى طريقتين :

1- إما ان تعطى أيونات هيدروكسيل وتعتبر قاعدة :

M+OH- M+ + OH-

2- أو يعطى أيونات هيدروجين وتعتبر حامض :

MOH MO- + H+

- بإفتراض أن الذرات الثلاثة مرتبة فى مثلث كما يلى :




+


+


_

















أ- إذا كانت قوة الجذب بين M+ , O- أكبرمن قوة الجذب بين H+ , O- تتأين المادة كحمض .

ب- إذا كانت قوة الجذب بين H+ , O-أكبر من قوة الجذب بين M+ , O- تتأين المادة كقاعدة .

ج- إذا تساوت قوتا الجذب فإن المادة تتأين كحمض أو كقاعدة ويتوقف ذلك على وسط التفاعل .

- فى الوسط الحمضى تتأين كقاعدة وفى الوسط القلوى تتأين كحمض .

- تعتمد قوى الجذب السابقة على ذرة العنصر M من حيث الحجم الذرى ومقدار الشحنة الموجبة .

أمثلة


1- الفلزات القلويــــــــة مثل الصوديوم نجد أن حجم الذرة كبير وتحمل شحنة موجبة واحدة فتضعف قوة الرابطة بين الفلز Na وبيــن O- والتى تنجذب أكثر لأيــــــــون الهيدروجين وبذلك تعطى OH- وتتأين كقاعدة M+OH- M+ + OH-



2- كلما إتجهنا ناحية اليمين نجد ان ذرات اللافلزات مثل الكلور حجمها يقل وتزداد شحنتها وبذلك يزداد جذبها إلى O- وتتأين كحمض .



الأحماض الأكسجينية




تعتمد قوة الأحماض الأكسجينية على عدد ذرات الأكسجين غير المرتبطة بذرات الهيدروجين .

- إذا مثلنا الحمض الأكسجينى بالصيغة MOn(OH)n حيث M ذرة العنصر , نجد ان الحمض الأقوى هو الذى يحتوى على عدد اكبر من ذرات الأكسجين (On) حيث n عدد

ذرات الأكسجين المرتبطة بالعنصر M وغير المرتبطة بالهيدروجين.



نوع الحمض

عدد ذرات O2 غير المرتبطة بـ H2

الحمض MOn(OH)n



حمض ضعيف

حمض متوسط

حمض قوى

حمض قوى جدا

-
1
2
3



الأرثوسليكونيك H4SiO4 Si(OH)4

الأرثوفوسفوريك H3PO4 PO(OH)3

الكبريتيك H2SO4 SO2(OH)2

البيركلوريك HClO4 ClO3(OH)


س : صوب ما تحته خط فى العبارات الآتية




1- أكسيد الكالسيوم يتفاعل مع القواعد ويكون ملح وماء .

2- أكسيد الصوديوم متردد لأنه يذوب فى الماء ويتكون ملح وماء .



3- تذوب الأكاسيد القاعدية فى الماء ويتكون أحماض .

4- تسمى الأكاسيد القاعدية التى لاتذوب فى الماء بالأكاسيد القلوية .

5- ثانى أكسيد الكبريت يتفاعل مع كلا من NaOH , HCl .

6- يعتبر أكسيد الأنتيمون من الأكاسيد الحامضية .

7- فى الدورات الأفقية بزيادة نصف القطر تقل الصفة القاعدية للأكاسيد .

8- فى المجموعة الأولى بزيادة نصف القطر تقل الصفة القاعدية .

9- فى المجموعات الرأسية بزيادة نصف القطر تزيد الصفة الحمضية للأكاسيد .

10- حمض الهيدروكلوريك أقوى من حمص الهيدروبروميك .

س : إذكر الإصطلاح العلمى الذى تدل عليه العبارت الآتية


1- أكاسيد اللافلزات التى تذوب فى الماء .

2- أكاسيد الفلزات التى تذوب والتى لا تذوب فى الماء .

3- أكاسيد الفلزات التى تذوب فى الماء .

4- الأكاسيد التى تتفاعل كأكاسيد قاعدية وكأكاسيد حمضية .

س : علل لما يأتى




1- فى المجموعة الأولى بزيادة نصف القطر تزداد الصفة القاعدية .

....................................................................................................................................................................................................................

2- تزداد الصفة الحمضية للمركبات الهيدروجينية لعناصر المجموعة السابعة بزيادة العدد الذرى

...................................................................................................................................................................................................................

3- حمض ClO3(OH) أقوى من حمض PO(OH)3 . ث . ع 2006

...................................................................................................................................................................................................................

س : اختر الحرف الأبجدى للإختيار المناسب


1- تعتمد قوة الأحماض الأكسجينية على عدد ذرات ................ بالحمض .

أ ) الهيدروجين ب ) الأكسجين المرتبطة بذرات الهيدروجين

ج ) الأكسجين المرتبطة بذرة الفلز د ) الأكسجين



2- تعتبر أكاسيد الفلزات من الأكاسيد .......................

أ ) الفوقية ب ) المترددة

ج ) القاعدية د ) الحامضية


3- تتفاعل الأكاسيد الحامضية مع .................... مكونة ملح وماء

أ ) الأحماض ب ) القويات

ج ) الأكاسيد المترددة د ) أكاسيد الفزات



4- تمثل الأحماض والقواعد بالصيغة العامة MOH لأنها من المركبات ..............



ا ) الكرونيلية ب ) الهيدروكسيلية

ج) الكربوكسيلية د ) الأكسجينية



5- تعتبر المادة التى تتأين طبقا للمعادلة الآتية :
MOH → MO- + H+ من ................


أ ) الأحماض ب ) الفلزات

ج ) هيدروكسيدات الفزات د ) الأملاح



6- تعتبر المادة التى تتأين طبقا للمعادلة الآتية :
MOH → M+ + OH- من ................


أ ) الأحماض المعدنية ب ) القلويات

ج ) الأحماض العضوية د ) الأملاح





7- إذا مثلنا حمض الكبريتيك H2SO4 بالصيغة MOn ( OH )m فإن قيمتى

n , m على التوالى هما ....................

أ ) 3 , 1 ب ) 2 , 4 ج ) 4 , 2 د ) 2 , 2



8- حمض الأورثوفوسفوريك H3PO4 .....................

أ ) من الأحماض القوية جدا ب ) يتفاعل مع أكاسيد الفزات مكونا ملح وماء

ج ) ترتبط فيه ذرة الفوسفور بثلاث ذرات أكسجين غير مرتبطة بالهيدروجين

د ) ثلاثى الهيدروكسيل



9- مركب هيدروكسيد الألومنيوم Al(OH)3 مادة مترددة لذا فإن قوى الجذب بين أيونات O - - وايونات Al3+ ............. قوى الجذب بين أيوناتO - - وايوات H+

أ )أكبر من ب ) أصغر من ج) تساوى د ) أكبر أو أصغر من













[size=12] اعداد التأكسد


[/size]


تستخدم حاليا كبديل للتكافؤ .





E G Y P T




الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
http://fonaam.ahlamontada.com
العلم نور.
.
avatar

mms :
  :
العلم : مصر
الجنسية : مصر
عدد المساهمات : 5915
نقاط : 14954
السٌّمعَة : 6
تاريخ التسجيل : 01/10/2009

مُساهمةموضوع: رد: تصنيف العناصر(شرح وتحميل الباب الثانى - كيمياء ثانوية عامة )   السبت فبراير 20, 2010 3:21 am

المفهوم القديم لتكافؤ :

هو عدد ذرات الهيدروجين التى تتحد مع أو تحل محل ذرة واحدة من العنصر .



وتطور هذا المفهوم ليصبح :

- عدد الإلكترونات المفردة فى غلاف التكافؤ للذرة .


أمثة : 9F , 8O , 7N




↓↑

↓↑




↓↑





2P


↓↑


↓↑


↓↑

2S


↓↑


↓↑

1S

↓↑


الفلور 9 الأكسجين 8 النتروجين 7

- فالنتروجين مثلا ثلاثى لأنه يحتوى على ثلاث ذرات مفردة فقط لأنه عند حساب التكافؤ تحسب الإلكترونات المفردة فقط لأنها هى التى تدخل فى تكوين الرابطة التساهمية .

عدد التأكسد

يمثل الشحنة الكهربية ( موجبة أو سالبة ) التى تبدو على الأيون أو الذرة فى المركب سواء كان مركبا أيونيا أو تساهميا .

- ولمعرفة عدد تأكسد ذرة فى مركب ما يمكن تطبيق المفاهيم الآتية :

أولا : المركبات الأيونية



عدد التأكسد لأى أيون يساوى تكافؤ هذا الأيون مسبوقا بإشارته

K+ , Br- , Mg2+ , O2-

ثانيا : المركبات التساهمية

أ ) عندما يتكون الجزئ من ذرتين متساويتين فى السالبية الكهربية تقسم الإلكترونات المشتركة بينهما مناصفة ويكون عدد تأكسد كل من الذرتين يساوى صفر .




*

* *

* *


ه

ه ه

ه ه


*

ه


* *

* *

* *




* *

* *

* *





N N O O H H







ب ) عندما يتكون الجزئ من ذرتين مختلفتين فى السالبية تحسب الإلكترونات المشتركة مع الذرة الأكثر سالبية .




* *

* * ه

* * ه
+1 -1 +1 -2 +1 -2 +4 -2







* *

ه * *

ه * *


* *

* ه

* *

* *


* *

* *

ه ه

* *


H Cl H O H O C O



- ويلاحظ أن عدد تأكسد الأكسجين فى معظم مركباته ( -2 ) فيما عدا حالات قليلة مثل فوق أكسيد الهيدروجين يكون عدد تأكسده ( -1 ) .

- يلاحظ أن عدد تأكسد الأكسجين فى معظم مركباته ( -2 ) فيما عدا حالات قليلة مثل فوق أكسيد الهيدروجين يكون عدد تأكسده ( -1 ) .

- عدد تأكسد الهيدروجين فى معظم مركباته ( +1 ) فيما عدا بعض الحالات مثل هيدريدات الفلزات النشطة مثل هيدريد الصوديوم NaH و CaH2 يكون عدد تأكسده ( -1 ) .

ما يجب مراعاته عند حساب أعداد التأكسد :

1- مجموع أعداد التأكسد للعناصر المختلفة فى الجزئ المتعادل = صفر .

2- يكون عدد التأكسد فى جزئ العنصر صفر بغض النظرعن عدد الذرات فى الجزئ.

مثال : 3O0 4P0 8S0

3- عدد التأكسد للمجموعات الذرية = الشحنة التى تحملها المجموعة مثل :

NO3- CO32- SO42- NH4+1

( +1 ) ( -2 ) ( -2 ) ( -1 )

معرفة التأكسد والإختزال الحادث للعنصر فى أى تفاعل كيميائى بتتبع أعداد التأكسد :



عملية التأكسد
هى عملية فقد إلكترونات ينتج عنها زيادة فى الشحنة الموجبة .






عملية الإختزال
هى عملية إكتساب إلكترونات ينتج عنها نقص فى الشحنة السالبة .


مثال : التفاعل بين بيكرومات البوتاسيوم وكلوريد الحديدوز طبقا للمعادلة :



K2Cr2O7 + 6FeCl2 + 14HCl → 2KCl + 2CrCl3 + 6FeCl3 + 7H2O



- لمعرفة التغير الحادث من أكسدة وإختزال لكل من الكروم والحديد نتبع الآتى :

* حساب عدد تأكسد الكروم فى K2Cr2O7 :

بما أن عدد تأكسد الأكسجين ( -2 ) والبوتاسيوم ( +1 )

( 7 × -2 ) + ( ) + ( 2 × +1 ) = صفر

-14 + ( 2 × +6 ) + 2 = صفر

إذن عدد تأكسد الكروم هو ( + 6 )

* حساب عدد تأكسد الكروم فى CrCl3 :

( 3 × -1 ) + ( 1 × +3 ) = صفر

إذن عدد تأكسده هو +3

- أى أن عدد تأكسد الكروم نقص من ( +6 ) إلى ( +3 ) أى حدثت عملية إختزال .

- وبالنسبة للحديد :

Fe 2+ Cl -1 → Fe 3+ Cl3-

وحيث أن عدد التأكسد زاد من ( +2 ) إلى ( +3 ) إذن حدثت له عملية أكسدة .


تدرج أعداد التأكسد فى الجدول الدورى




عناصر المجموعات الثلاث الأولى :

- أعدا التأكسد موجبة تتفق مع رقم المجموعة, حيث أن أغلفتها الخارجية تحتوى على إلكترون أو إثنين أو ثلاثة فالأسهل أن تفقدها وتكون أيونات موجبة ( غالبا ) .





عناصر المجموعة من 4 – 7 : إما أن تكون

1- تتفق مع رقم المجموعة التى تنتمى إليها ويتضح ذلك فى أكاسيد الدورة الثالثة .

مثال ذلك الفوسفور فى خامس أكسيد الفوسفور P2O5 .

2- مساوية ( 8 – رقم المجموعة ) ويتضح ذلك فى المركبات الهيدروجينية لعناصر الدورة الثانية . مثال ذلك النتروجين فى النشادر NH3 .



عناصر المجموعة الصفرية :

العناصر الخاملة عدد تأكسدها يساوى صفر .

ملحوظة : العناصر التى يكون لها أكثر من حالة تأكسد واحدة نجد أن أعلى حالة تأكسد لها لا يتعدى رقم المجموعة .



س : تخير الإجابة الصحيحة من بين الأقواس




1- عدد تأكسد الكبريت فى Fe2 ( SO4 ) 3 ( +2 أو +4 أو +6 أو -6 )

2- عدد تأكسد الحديد فى أكسيد الحديد المغناطيسى يساوى

( +2 أو +3 أو 3/8 إأو 8/3 )

3- عدد تأكسد الهيدروجين فى مركب CaH2 هو ( +1 أو -1 أو -2 ) 1995

4- عدد تأكسد الهيدروجين فى LiH هو ( +1 أو -1 أو +2 أو -2 ) ث.ع 1996

5- عدد تأكسد الكبريت فى مركب Na2S2O3 هو ( +2 أو -4 أو +5 أو -6 )

6- العنصر الذى عدد تأكسده غالبا ( +1 ) وأحيانا ( -1 ) هو ..................

( كلور – ليثيوم – هيدروجين )

7- لا تتعدى أعلى حالة تأكسد للعنصر(الرقم الذرى – رقم الدورة – رقم المجموعة )

9- عدد تأكسد النتروجين فى N2 يساوى ( -2 أو +2 أو صفر )

10- عدد تأكسد الهيدروجين فى هيدريد الصوديوم هو ..................
] ( +1 ) - ( - 1 ) - ( + 2 ) - ( - 2 ) [ ث . ع أغسطس 2005








س : علل لما يأتى




1- لا تمثل تفاعلات أكسدة وإختزال .

....................................................................................................................................................................................................................

2- يتخذ النتروجين أعداد تأكسد موجبة عند إتحاده مع الأكسجين .

- أعداد التأكسد للنتروجين تكون موجبة فى المركبات الأكسيجينية . ث.ع 2004

....................................................................................................................................................................................................................

3- إحلال الخارصين محل النحاس فى محلول كبريتات النحاس يمثل تفاعل أكسدة وإختزال .

....................................................................................................................................................................................................................

س : صوب ماتحته خط




1- عدد تأكسد المنجنيز فى KMnO4 يساوى +4 ث.ع 1995

2- عدد تأكسد الكلور فى NaClO3 هو -6 ث.ع 1995

3- عدد تأكسد المنجنيز فى KMnO4 هو -6 دور ثان 1999



س : أحد التفاعلات الآتية لا يمثل تفاعل أكسدة وإختزال فماهو ؟
1- 2P + 5HClO + 3H2O → 2H3PO4 + 5HCl
2- Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
3- Mg + CuSO4 → MgSO4 + Cu
4- NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O


س : أحد التفاعلات الآتية يمثل تفاعل أكسدة وإختزال ما هو ؟
1- CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
2- CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2
3- Cr2O72- + H2S → Cr3+ + S + H2O
4- NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3






س : احسب العدد التأكسدى لكل من : ث . ع 2005

1- الكلور فى ClO-3 2- الكبريت فى ثيوكبريتات الصوديوم .




قوس
كهربى
س : وضح التغير الحادث من أكسدة واختزال ( إن وجد ) فى التفاعلات الكيميائية التالية : ث . ع 2006





أعلى من

700 ْم
1- N2 + O2 2NO

2- 3CO + Fe2O3 2Fe + 3CO2








E G Y P T




الرجوع الى أعلى الصفحة اذهب الى الأسفل
http://fonaam.ahlamontada.com
 
تصنيف العناصر(شرح وتحميل الباب الثانى - كيمياء ثانوية عامة )
استعرض الموضوع السابق استعرض الموضوع التالي الرجوع الى أعلى الصفحة 
صفحة 1 من اصل 1

صلاحيات هذا المنتدى:لاتستطيع الرد على المواضيع في هذا المنتدى
منتدى فونام  :: التربية والتعليم :: مناهج تعليمية :: المرحلة الثانوية-
انتقل الى: